QUÍMICA II LIBRO DE TEXTO. Q. B. Judith Dora Sánchez Echeverría I. BQ. I Zoila Calderón Beruecos Q. F. I. María de Lourdes García Becerril

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1 QUÍMICA II LIBRO DE TEXTO Q. B. Judith Dora Sánchez Echeverría I. BQ. I Zoila Calderón Beruecos Q. F. I. María de Lourdes García Becerril

2 ÍNDICE Prólogo a la primera edición Introducción 6 Objetivos de aprendizaje 8 UNIDAD I Óxido reducción y estequiometría Óxido reducción Concepto de oxidación y reducción Agente oxidante y agente reductor Reglas para determinar número de oxidación Balanceo de ecuaciones por Redox Esteoquimetría Determinación de la masa molar Mol y número de Avogadro Volumenes molar o volumen molecular-gramo Leyes ponderales Ley de la conservación de la masa Ley de proporciones constantes o definidas Ley de las proporciones multiples Ley de proporciones recíprocas o ley de Richter-Wenzel Ley de las combinaciones gaseosas Determinación de fórmulas Fórmula mínima o empírica Fómula molecular Razones estequiométricas Relaciones masa-masa Relaciones masa-mol Relaciones mol-mol Relaciones masa-volumen Relaciones volumen-volumen Reactivo limitante 51

3 Notas 54 Resumen 55 Actividades de aprendizaje 56 Evaluación 56 UNIDAD 2 Sistemas dispersos Disoluciones, coloides y suspensiones Características de las dispersiones Disoluciones y concentración Unidades físicas de concentración Unidades químicas de concentración 85 Resumen 95 Actividades de aprendizaje 96 Evaluación 97 UNIDAD 3 Cinética química Velocidad de reacción Concepto general Factores que afectan la velocidad de reacción Reacciones irreversibles y reversibles Equilibrio químico Ley de acción de masas Determinación de la constante de equilibrio Principio de Lechatelier Factores que afectan el equilibrio químico 120 Resumen 122 Actividades de aprendizaje 123 Evaluación 124 UNIDAD 4 Ácidos y bases 127

4 4.1 Clasificación de los sistemas ácido-bases Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted- Lowry Teoría de Lewis Fuerza de ácidos y bases Ácidos y bases fuertes y débiles Constante de ionización (Ki) Electrólitos y no electrólitos Constante de ionización del agua (kw) ph de disoluciones Concepto de Ph y Poh Escala y cálculo de ph Indicadores de ph Reacciones de neutralización Titulación Soluciones amortiguadoras, tampón, buffer o reguladoras Hidrólisis de sales 152 Resumen 153 Actividades de aprendizaje 154 Evaluación 155 UNIDAD 5 Nomencatura de compuestos orgánicos y macromoléculas Estructura molecular de los compuestos del carbono Comparación general entre los compuestos inorgánicos y orgánico Tipos de hibridación del átomo de carbono Hibridación sp Hibridación sp Hibridación sp Tipos de fórmulas Isomería 166

5 5.5 Nomenclatura de hidrocarburos Hidrocarburos acíclicos saturados e insaturados Cíclicos saturados Clasificación de grupos funcionales Alcoholes Aldehídos Cetonas Ácidos carboxílicos Éteres Ésteres Aminas Amidas Halogenuros de alquilo Aromáticos Mcromoléculas Polimerización: adición y condensación Macromoléculas sintéticas Macromoléculas naturales 204 Resumen 211 Actividades de aprendizaje 213 Evaluación 213 Bibliografía 219

6 INTRODUCCIÓN. La química moderna juega un papel primordial para mejorar la calidad de vida de la población. Sus aplicaciones cotidianas son múltiples y muy variadas, reflejándose en un sin fin de beneficios tanto a nivel individual como colectivo. Por ello es de gran importancia que los jóvenes bachilleres conozcan, analicen y valoren los fundamentos de esta ciencia, para poder aplicarla adecuadamente Este segundo texto básico de Química fue elaborado de acuerdo al programa oficial del Colegio de Bachilleres del Estado de Oaxaca, con la finalidad de ser un valioso apoyo didáctico en el proceso de enseñanza-aprendizaje y estimular en los alumnos su interés por el estudio de esta ciencia. La obra esta constituida por cinco unidades, las cuales guardan continuidad con las seis unidades revisadas en el primer curso de Química. La primera unidad comprende el estudio y análisis de los conceptos y procesos de oxidación y reducción, sus aplicaciones y el balanceo de ecuaciones por el método de Redox. También se desarrolla el estudio de la estequiometría, resaltando la importancia de ésta área debido a que se encarga del análisis de las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas, así como las leyes que las rigen. En la segunda unidad caracterizamos las dispersiones y posteriormente realizamos cálculos estequiométricos de soluciones; tanto de unidades físicas de concentración (concentración en peso, partes por millón, % en peso, % en volumen) como en unidades químicas de concentración (Molaridad, molalidad, normalidad y formalidad). La tercera unidad denominada cinética química aborda el estudio de las velocidades a las que se efectúan las reacciones químicas, así como, los factores que la modifican (temperatura, concentración, catalizadores y naturaleza de las sustancias). También se estudia el equilibrio químico y el efecto que provoca en él

7 una cambio de concentración, temperatura o presión (Principio de Le Chatelier). Por último se desarrollan ejercicios para determinar el valor de la constante de equilibrio. La cuarta unidad presenta y analiza las diferentes teorías que definen a los ácidos y bases (Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis); así como los agentes que determinan su fuerza. Se estudia también la constante de ionización, el ph de las disoluciones y su escala, finaliza con las reacciones de neutralización y la hidrólisis de sales. Por último la quinta unidad nos introduce al estudio de los compuestos orgánicos y las macromoléculas, iniciando con el estudio del carbono y sus hibridaciones; continuando con las reglas de nomenclatura de la UIQPA para hidrocarburos acíclicos y cíclicos. Continúa con la clasificación de los grupos funcionales y las macromoléculas naturales y sintéticas. Cabe mencionar que estos dos últimos temas se tratan en forma general debido a lo amplio de los mismos; y que son tratados profundamente en los cursos de Temas Selectos de Química uno y Biología I y II. Después del desarrollo de cada unidad se presentan una serie de actividades de aprendizaje y ejercicios de evaluación, con la finalidad de reforzar lo aprendido. En este texto las explicaciones de todos los temas se abordan en la forma que consideramos más sencilla, sin descuidar el rigor científico, con la finalidad que el alumno comprenda fácilmente los mismos. Esperamos que esta obra cumpla su objetivo, poniéndola a consideración de todas las personas vinculadas con la materia, para que sus opiniones y sugerencias enriquezcan futuras ediciones. Las autoras.

8 OBJETIVOS DE APRENDIZAJE. * Describir el proceso de óxido-reducción. * Establecer el número de oxidación de los elementos y balancear por el método REDOX. * Realizar correctamente cálculos estequiométricos simples, como una herramienta para la resolución de problemas de proporcionalidad directa, aplicando las leyes ponderales. * Diferenciar correctamente los sistemas dispersos. *Desarrollar cálculos específicos de concentraciones físicas y químicas de las disoluciones. * Identificar los factores de los que depende la velocidad de una reacción química. * Comprender los conceptos de ácido y base; analizando los factores que determinan su fuerza. * Determinar teórica y experimentalmente el ph de diferentes sustancias y realizar titulaciones. * Valorar la importancia de la química orgánica en la naturaleza y vida cotidiana. * Aplicar las reglas de nomenclatura U.I.Q.P.A.C. para los hidrocarburos. * Identificar los grupos funcionales de los compuestos orgánicos.

9 * Conocer y analizar la constitución química de las macromoléculas naturales y sintéticas, reconociendo su importancia e impacto en la sociedad.

10 UNIDAD 1 OXIDO REDUCCIÓN Y ESTEQUIOMETRÍA OBJETIVO DE APRENDIZAJE Comprender y analizar los conceptos de oxidación y reducción. Aprender a balancear ecuaciones químicas por el método de oxidoreducción. Realizar cálculos estequiométricos básicos.

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12 1.1 OXIDO-REDUCCIÓN En nuestro primer curso analizamos que la química es una ciencia cualitativa y cuantitativa, y se encarga de estudiar los cambios en la composición y estructura de la materia, los cuales ocurren mediante procesos denominados reacciones químicas que se representan por medio de ecuaciones químicas. La información que nos proporcionan las ecuaciones químicas es muy útil, porque nos indican las sustancias que intervienen como reactivos y cuales se generan es decir quienes son los productos, también indican el estado de agregación de las sustancias que participan y condiciones (temperatura, presión, catalizadores) bajo las cuales se efectúa la reacción. Recuerda que toda ecuación química debe cumplir la ley de la conservación de la masa de Antoine Lavoisier ( ), por ello en la 6ª unidad del curso de química 1 identificamos los tipos de reacciones que existen y aprendimos a balancearlas por el método de tanteo. Al balancearlas podemos determinar las cantidades reales de las sustancia que intervienen como reactivos y las que se producen. Ejemplo: Mg(OH) 2(s) + 2HCl (l) MgCl 2(s) + 2H 2 O (l) Reactivos Origina, produce Productos Mg = 1 x 24 = 24 Mg = 1 x 24 = 24 O = 2 x 1 = 32 O = 2 x 1 = 32 H = 4 x 1 = 4 H = 4 x 1 = 4 Cl = 2 x 35.5 = 71 Cl =2 x 35.5 = uma 131 uma Como puedes observar en esta ecuación, la misma cantidad de materia que reacciona es la que se produce pues solo se trasforma.

13 1.1.1 CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN Existen otros métodos para balancear ecuaciones como son: el método de Óxido-Reducción (Redox), el de ión electrón y el algebraico. En este curso aprenderemos a balancear ecuaciones por el método de Óxido-Reducción, pero antes es necesario recordar algunos aspectos como son: El número de átomos presentes en una fórmula esta determinado por el subíndice y por el coeficiente. Ejemplo 3 H 2 SO 4 Subíndice: indica en número de átomos Coeficiente: Número de moléculas, átomos o unidades fórmula Los subíndices nos indican que hay 2 átomos de hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno. Cuando en la fórmula exista un paréntesis, el subíndice que se encuentra fuera de este afecta a todos los elementos que se encuentren dentro de él. Ejemplo: Cr 2 (MnO 4 ) 3 El subíndice 3 que se encuentra fuera del paréntesis, debe multiplicarse por el subíndice de cada elemento que se encuentre dentro de él. Mn = 1 x 3 = 3 O = 4 x 3 = 12 Como el Cr esta afuera no se multiplica Cr = 2 Por otro lado, los coeficientes son los números que anteceden a la fórmula de un compuesto o al símbolo de un elemento en una ecuación química e indican el número de moléculas, átomos o unidades fórmula presentes. Ejemplos:

14 3Cu indica 3 átomos de Cu 5º 2 indica 5 moléculas de O 2 2HCl indica 2 unidades fórmula de HCl Ca(OH) 2 indica una molécula de Ca(OH) 2 4Cu(NO 3 ) 2 indica 4 moléculas de Cu(NO 3 ) 2 Para encontrar el número de átomos de cada elemento en una fórmula, sólo se multiplica el número de átomos del elemento que contiene la fórmula, por el coeficiente que la precede. Oxidación: Este término se empleaba anteriormente para indicar la adición de oxígeno a una especie química y el término de reducción se utilizaba para indicar que una especie química perdía oxígeno. Actualmente estos conceptos son definidos como: OXIDACIÓN Ganancia de oxígeno REDUCCIÓN Pérdida de oxígeno Pérdida de electrones e - Ganancia de electrones (e - ) Pérdida de hidrógeno Ganancia de hidrógenos Aumento en el número de oxidación Disminución en el número de oxidación. Cuando un elemento se oxida su número de oxidación aumenta por la pérdida de electrones (e - ), si el elemento se reduce su número de oxidación disminuye, por la ganancia de electrones. OXIDACIÓN (pérdida de electrones) REDUCCIÓN (ganancia de electrones)

15 Ejemplos: Cu 0-2e - Cu 2+ se oxidó perdió 2 e - Fe e - Fe 1+ se redujo gano 2 e - Es importante mencionar que la oxidación y la reducción en los procesos químicos se da de manera simultánea, es decir, en una reacción química no se puede oxidar una sustancia si otra no se reduce. Si una sustancia pierde electrones otra los gana AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR. Cualquier especie química al oxidarse pierde electrones y provoca que otra gane electrones por ello se denomina agente reductor. Por el contrario cualquier sustancia que se reduce, gana electrones y provoca que otra pierda dichos electrones, por ello se denomina agente oxidante Ejemplo Se oxida (agente reductor) K 0 + Cl 2 0 K +1 Cl 1- Se reduce (agente oxidante) El número de electrones perdidos por una sustancia debe ser igual a los ganados por otra. A cualquier oxidante de un tipo (Ox) se le puede asociar un reductor (Red) del mismo tipo, y viceversa: de este modo se define un par redox, que se designa por Ox/Red. Una reacción de oxido reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Considerando n como el número de electrones implicados y dos pares de redox designados como Ox 1 /Red 1

16 y Ox 2 /Red 2 tenemos que el Ox 1 reacciona con el Red 2 siguientes semirreacciones: y se producirán las Ox 1 + n 1 e - Red 1 Red 2 Ox 2 + n 2 e - Con el balance siguiente n 2 Ox 1 + n 1 Red 2 n 2 Red 1 + n 1 Ox 2 Se ha multiplicado la primera ecuación por n 2 y la segunda por n 1 para que el número de electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo. Un par redox posee un potencial normal de electrodo E 0, el cual la UIQPA, lo define como su potencial de reducción, es decir, corresponde a la semirreacción: Ox + ne - Red Los pares redox se ordenan de acuerdo al valor de su potencial normal de reducción: entre más elevado sea su potencial, es mayor el poder oxidante de la forma oxidada. En disolución, cuando se tienen dos pares redox Ox 1 /Red 1 y Ox 2 /Red 2 con potenciales normales respectivos E 0 1 y E 0 2, se E 0 1 > E 0 2 la reacción que se produce es: n 2 Ox 1 + n 1 Red 2 n 2 Red 1 + n 1 Ox 2 Es necesario comparar los potenciales de electrodo para prever termodinámicamente el sentido de la reacción de oxido-reducción.

17 1.1.3 REGLAS PARA DETERMINAR NÚMERO DE OXIDACIÓN. En el primer curso de Química analizamos este tema, pero debido a la importancia que tiene para esta unidad te presentamos nuevamente lo más relevante. Número de oxidación: Concepto teórico que agrupa a la valencia iónica y a la covalente. Es igual al número de electrones perdidos o ganados, total o parcialmente, por el elemento al formar un compuesto. Si todos los enlaces en el compuesto fueran iónicos, el número de oxidación sería igual a la carga del átomo. El número de oxidación representa la carga aparente de un átomo en la molécula. Garritz y Chamizo lo definen como: Un invento, o mejor dicho, una convención de los químicos. Se trata de un número entero que se asigna a cada elemento presente en un compuesto, con la idea de comparar su ambiente electrónico con el del mismo elemento en estado libre 1 Para asignar el número de oxidación deben emplearse las siguientes reglas: 1. Cualquier elemento en estado libre, tiene número de oxidación cero. Ejemplos: O2, K, Zn, Hg, H2, Na, Cl2 Nox=0 2. Para los iones el número de oxidación es igual a su carga. Ejemplos: ión cloruro Cl-1 Nox=1- Ión magnesio Mg+2 Nox=2+ 3. El número de oxidación de hidrógeno es 1+, excepto en los hidruros metálicos que es 1- Ejemplos: H2O Nox del H=1+ KH Nox del H=1- CH4 Nox del H=1+ 4. El número de oxidación del oxígeno siempres es 2- excepto en los peróxidos (O21-), hiperóxidos (O21-) y azónicos (O31-). Con fluot trabaja con número de oxidación (2+), debido a que este elemento es más electronegativo que el oxígeno. 5. El número de oxidación de los metales es igual a su valencia iónica. Al formar compuestos binarios y terciarios con no metales siempre tendran Nox +. Por lo general es igual al grupo en que se encuentra en la tabla periódica. Ejemplos: Alcalinos Nox=1+ Alcalinotérreos Nox =2+ 1 A.Garritz J.A.Chamizo. Química, Addison-Wesley Iberoamericana E.U.A 1994 p.770.

18 6. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un compuesto es igual a cero. Si es un ion, la suma debe ser igual a la carga del ión. 7. El número de oxidación positivo o negativo de un elemento en una molécula es relativo, depende de los demás elementos. La mayoría de las veces el número de oxidación coincide con el número de valencia, pero hay algunas excepciones. Los elementos de un mismo grupo tienen números de oxidación similares debido a que su estructura electrónica externa es semejante. Para asignar números de oxidación a cada elemento en un compuesto se realiza en el siguiente procedimiento: a) Se escribe la estructura de Lewis. b) Los electrones enlazantes se asignan al núcleo más electronegativo que participa en el enlace. Si se unen átomos de un mismo elemento, los electrones enlazantes se dividen equitativamente. c) Se encuentran los electrones asignados a cada átomo, Nasig. d) Ahora resta el Nasig al número de valencia del elemento, Nval. Ejemplos: 1) K 2 O a) K O K b) K O K c) El oxígeno tiene asignados 8 e - El sodio tiene asignados cero e - d) Procedemos a efectuar el paso 5. K N oxi = 1 0 = 1 + K 1+ O 2- K 1- O N oxi = 6 8 = 2- Por último se realiza la suma de cargas para verificar que sea igual a cero. Recuerda que si se trata de un ión la suma de los números de oxidación debe ser igual a su carga. K K O = 0

19 2) NaNO 3 a) O N O O Na b ) O N O 2 - O Na 1+ el c)el Oxígeno tiene asignados 8e -, el nitrógeno tiene asignados 2e - y sodio no tiene asignados e-. d) Procedemos a realizar el paso 5. N N oxi = 5 0 = 5 O N oxi = 6 8 = 2- Na N oxi = 1 0 = 1+ e) Suma de cargas Suma de cargas. O = 2- O = 2- O = 2- N = 5+ Na = 1+ 0 Para simplificar este procedimiento podemos determinar el número de oxidación de los elementos presentes en una fórmula a partir de los elementos cuyo número de oxidación no cambia y considerando también el grupo al que pertenezcan, pero sobre todo con las reglas mencionadas. Ejemplos:

20 Br 2 H 2 S CaSO 4 2(0) = 0 2(1+) + (2-) = 0 (2+) + (6+)+4(-2) = Cu (NO 3 ) 2 H 3 PO 4 NaHSO 3 (2+) + 2(5+) + 6(2-) = 0 3(1+) + (5+) + 4(2-) = 0 (1+) + (1+) + (4+)+ 3(2-) = Fe 3 (PO 4 ) 2 K 2 Cr 2 O 7 Al (OH) 3 3(2+) + 2(5+) + 8(2-) = 0 2(1+) + 2(6+) + 7(2-) = 0 (3+) + 3(2-) + 3(1+) = BALANCEO DE ECUACIONES POR REDOX. Para balancear ecuaciones por óxido-reducción se emplean los siguientes pasos. 1. Escribe correctamente la ecuación. 2. Asigna los números de oxidación de todos los átomos que participan en la reacción y colócalos en la parte superior de su símbolo respectivo. 3. Identifica que elemento se oxida y cual se reduce. 4. Escribe las semi- ecuaciones. 5. Calcula el número de electrones que gana o pierde cada elemento (cambio en su número de oxidación). 6. Si un elemento tiene número de oxidación cero, y éste se reduce o se oxida, el número de electrones perdidos o ganados por él se multiplica por su subíndice. 7. Intercambia el número de electrones, de manera que la cantidad de electrones perdidos del elemento que se oxida pase a ser el coeficiente del elemento que se reduce y viceversa. Si ambos son divisibles efectúa la simplificación. El número de electrones perdidos y ganados debe ser igual. 8. Los coeficientes obtenidos se colocan en las fórmulas de los compuestos que contienen a los elementos que cambiaron su número de oxidación.

21 9. Balancear los demás elementos por el método de tanteo, iniciando con los metales, después los no metales, el hidrógeno y al final el oxígeno. Sin modificar los coeficientes obtenidos por REDOX. Ejemplos: A) Paso 1 C + H 2 SO 4 SO 2 + CO 2 + H 2 O Paso 2 C + H 2 SO 4 SO 2 + CO 2 + H 2 O Pasos 3, 4, 5 y C se oxida C Pierde 4 e - 6+ se reduce 4+ S Gana 2 e - Paso C se oxida C Pierde 4 e S se reduce S Simplificamos los coeficientes Gana 2 e - Paso 8 C + 2H 2 SO 4 2SO 2 + CO 2 + H 2 O Paso 9 C + 2H 2 SO 4 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O Comprobación: Átomos en Elemento Átomos en reactivos productos 1 C 1 2 S 2 8 O 8 4 H 4

22 Ejemplo 2 Paso1 HCl + KMnO 4 MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O Paso 2 HCl + KMnO 4 MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O Pasos 3, 4, 5 y 6 Mn se reduce Mn gana 5e - 1- Cl se oxida 0 Cl 2 pierde 2e - Paso Mn se reduce Mn gana 5e Cl se oxida Cl 2 pierde 2e - Paso 8 10HCl + 2KMnO 4 2 MnCl 2 + KCl + 5Cl 2 + H 2 O Paso 9 16HCl + 2KMnO 4 2 MnCl 2 + 2KCl + 5Cl H 2 O Comprobación. Átomos en Elemento Átomos en reactivos productos 2 K 2 2 Mn 2 16 Cl 16 8 O 8 16 H 16

23 1.2 ESTEQUIOMETRÍA. (De los vocablos griegos stoicheón, elemento y metrón = medida). En varias profesiones y actividades diarias entra en juego la determinación de cantidades correctas. Por ejemplo en la preparación de un pastel se determinan las cantidades exactas de los ingredientes para un determinado número de personas, las cuales están determinadas en recetas específicas. En química es necesario realizar el cálculo de cantidades de productos o de reactivos, usando ecuaciones químicas balanceadas. Una ecuación química viene siendo la receta del químico, en donde a partir de ella podemos calcular la cantidad de un reactivo dado para producir una cantidad determinada de producto, o inversamente, encontrar las cantidades exactas de producto que puede obtenerse a partir de una cantidad de reactivo. La palabra Estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremías B. Richter quién la empleó para designar a la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que descubrió que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en una relación constante. En la actualidad, el término Esteoquimetría se emplea en relación al estudio de la información cuantitativa que se deduce a partir de símbolos y laas formulas en las ecuaciones químicas. Esta rama de la Química estudia las proporciones ponderales o volumétricas en una reacción química. Una ecuación química es esencialmente una relación que muestra las cantidades relativas de reactivos y productos involucrados en una reacción química.

24 1.2.1 DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR. La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se denomina masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula2 (en uma) y se obtiene sumando las masa atómicas de los elementos que la forman. Para ello se emplean los siguientes pasos: 1) Escribir la fórmula. 2) Multiplicar el peso atómico de cada elemento por el número de átomos (recuerda que nps lo proporciona el subíndice) presentes. 3) Sumar los resultados parciales, para obtener la masa molar de la sustancia, en uma. Ejemplos: Determinar la masa molecular de los siguientes compuestos. a) Fe 2 O 3 Óxido de hierro III Elementos No. De átomos Masa atómica Fe = 2 x 56 = 112 O = 3 x 18 = 48 Masa molar = 160 uma b) H 2 SO 4 Ácido sulfúrico. Elementos No de átomos Masa atómica H = 2 x 1 = 2 S = 1 x 32 = 32 O = 4 x 16 = 64 Masa molar = 98 uma c) Ca (NO 3 ) 2 Nitrato de calcio. Elementos No. De átomos Masa atómica Ca = 1 x 40 = 40 N = 2 x 14 = 28 O = 6 x 16 = 96 Masa molar = 164 uma

25 1.2.2 MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO. Mol. Es la unidad fundamental empleada en química, y se define como: Cantidad de una sustancia que contiene 6.02 x 1023 unidades fundamentales. O bien como: Cantidad de sustancia que contiene tantas unidades fórmula como átomos hay exactamente en 12 g de carbono Recuerda, la masa de un mol de cualquier sustancia expresada en gramos se llama masa milar. 1 mol = masa molar en g 1 mol = 6.02 x 1023 unidades fundamentales. Retomando los ejercicios anteriores en los cuales determinamos la masa molar tenemos: tanto: a) La masa molar del Fe 2 O 3 (Óxido de hierro III) es = 160 uma, por lo 1 mol de Fe 2 O 3 = 160 g b) la masa molar del H 2 SO 4 (Ácido sulfúrico) es = 98 uma, por ello. 1 mol de H 2 SO 4 = 98 g c) La masa molar del CA(NO 3 ) 2 (nitrato de calcio) = 164 umas, es decir, 1 mol de Ca (NO 3 ) 2 = 164 g Ahora bien, si se trata de un elemento la masa molecular será igual a su masa atómica. 1 mol de sodio (Na) tiene una masa = 11g 1 mol de oxígeno (O2) tiene una masa = 32g Si se trata de un ion, determina de igual forma: 1 mol del ion fosfato (PO4-3) tiene una masa = 95g

26 Cuando se escribe una ecuación química, los coeficientes indican el número de mol, de cada sustancia presente, ejemplo: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Una mol de nitrógeno se combina con 3 moles de hidrógeno y forman dos moles de amoniaco. NÚMERO DE AVOGADRO. Es el número de partículas que contiene un mol de cualquier sustancia. Este número es igual a 6.02X10 23 unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) VOLUMEN MOLAR O VOLUMEN MOLECULAR GRAMO. Para las sustancias gaseosas en condiciones estándar NTP ( 1 atmósfera de presión, y 0 o C ), un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa un volumen igual a litros. A ello se le denomina volumen molar. Ejemplo N 2 (g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) litros de N 2 se combinan con 3 x ( ) litros de H 2 y forman 2 x (22.415)litros de NH 3, si la reacción se efectúa en condiciones estándar (NTP).

27 1.3 LEYES PONDERALES La estequiometría se basa en las leyes que establecen las relaciones entre las masas, y los volúmenes involucrados en las reacciones químicas las cuales se denominas leyes ponderales, entre las más importantes tenemos: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA El químico francés Antoine Laurent de Lavoisier ( ) está considerado como el padre de la química moderna. Se interesó en los experimentos que permitían medir la materia, por ello empleo una balanza como instrumento de medición. En 1785 como resultado de sus trabajos estableció la ley de la conservación de la masa que dice: En toda reacción química, la masa de los reactivos es igual a la de los productos. La masa no se crea ni se destruye solo se transforma. O bien, En todos los fenómenos químicos, la masa total de las sustancias que intervienen en una reacción permanecen constantes LEY DE PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS. Esta ley fue propuesta por el químico francés Joseph Proust en 1799 y se expresa: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporción definida y constante, es decir, un compuesto determinado siempre tiene una fórmula precisa y su composición no depende del metodo por medio del cual se obtiene.

28 También puede definirse como: La relación en masa de dos o más elementos que se unen para dar una combinación química definida, es constante 2 Proust formuló esta ley basándose en los resultados obtenidos en diferentes experimentos, por ejemplo demostró que el carbonato de cobre (II) CuCO 3, estaba formado por, carbono, oxígeno y cobre, los cuales conservan las mismas proporciones en masa: 1 átomo de carbono por 3 átomos de oxígeno y 1 átomo de cobre, sin importar el método de preparación o el tamaño de la muestra. Tabla 1.1 las proporciones en masa de cada uno de los elementos en el CuCO 3 Elemento Masa atómica Número de átomos Masa total de cada elemento (g) Esta proporción en masa también se puede expresar en gramos o en porcentajes. A partir de la fórmula de un compuesto, podemos calcular el porcentaje en el que intervienen cada uno de los elementos que la forman (composición centésimal). % del elemento = masa del elemento en el compuesto x 100 masa molecular Relación en masa de átomos en el compuesto Cu / 12 = 5.3 O /12 = 4 C /12 = 1 Tabla 1.1 Ejemplo de la ley de proporciones constantes. Elemento Masa Número de Masa total de cada % del elemento atómica átomos elemento (g) Cu / x 100 =51.43% C / x 100 = 9.7 % O Masa molecular g 48/ x 100 = 38.85% 2 Villarreal Fidel, Butruille Daniel R.J. Estequiometría, Ed Trillas, ANUIES. 1993, p.50.

29 Como otro ejemplo tenemos que, experimentalmente se ha comprobado por medio de la electrólisis o por cualquier otro método de descomposición, que el agua (H 2 O) esta constituida por hidrógeno y oxígeno en una relación 1: 8 independientemente de las condiciones en que se efectúe el experimento. Si se efectúa el proceso inverso es decir, la síntesis del agua, la relación ponderal del hidrógeno y el oxígeno es la misma 1 : 8. En términos de masa esto significa que cada 100g de agua contienen g de hidrógeno y g de oxígeno. Como observaste en la tabla 1.1 las relaciones ponderales pueden expresarse también en porcentajes. Masa atómica del Hidrógeno = 1 Masa atómica del Oxígeno = 16 H = 2/1 = 2 O = 16/1 = 16 Relación H: O 2: 16 = 1 : 8 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O (g) 2 mol de H 2 (g) + 1 mol de O 2 (g) producen 2 mol de H 2 O (g) 4 gramos de H 2(g) + 32 gramos O 2(g) 36 gramos de H 2 O (g) 2 moléculas de H 2(g) + 1 molécula O 2(g) 2 moléculas de H 2 O (g) En condiciones NTP 2(22.41 L) de H 2(g) L de O 2(g) 2 (22.4 L ) de H 2 O (g Elemento Masa atómica Número de átomos Masa total de cada elemento (g) % del elemento = masa total del elemento entre la masa molecular x 100 H /18 x = % O /18 x 100 = % Ahora comprobemos esta ley en un problema sencillo: Se tienen 2 muestras de un compuesto formado por C y B; la primera de ellas contiene 34% de C y 66 % de B, la segunda muestra contiene 22.1 g de C y 42.9g de B. Demuestre que se cumple la ley de proporcione constantes.

30 Datos Primera muestra: 34 % de C y 66 % de B Segunda muestra: 22.1 g de C y 42.9 g de B Procedimiento: calculamos la masa de la 2ª. Muestra g g = 65g, ésta es la masa total de la muestra por ello la igualamos 100%. % de C = 22.1g /65g x 100 = 34% % de B = 42.9g /65g x 100 = 66% Como puedes analizar, la relación en masa de los elementos que se unen para formar este compuesto es definida y constante. Con ello comprobamos la ley de proporciones definidas LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. Esta ley fue propuesta por John Dalton ( ) e indica que: cuando dos o más elementos se combinan para formar una serie de compuestos, mientras el peso de un elemento permanece constante los otros varían en relación de números enteros y pequeños. También podemos enunciarla: Cuando un elemento A se combina con otro elemento B en diferentes proporciones para formar dos o más compuestos, los pesos del elemento A que se combinan con un peso fijo del elemento B se encuentran entre sí en relaciones numéricas enteras y sencillas 3. Como ejemplo tenemos el Hidrógeno y el oxígeno los cuales forman el agua H 2 O, pero también forman el agua oxigenada H 2 O 2. Podemos demostrar esta ley a partir de las masas de cada elemento. Para obtener la proporción de las masas de oxígeno que se combinan con una masa fija de hidrógeno a partir de las masas de los mismos procedemos de la siguiente forma: Se obtiene la relación de las masas del oxígeno que se combina con 1 g de hidrógeno en cada compuesto. 3 Ibidem p.51

31 Masa de O que se combina por cada g de H en el H 2 O 16 g de O = 8 g de O/1 g de H 2 g de H Masa de O que se combina por cada g de H en el H 2 O 2 32 g de O = 16 g de O/1 g de H 2 g de H Se obtiene la proporción en que está presente el oxigeno en los dos compuestos. H 2 O = 8 g de O/1 g de H = 1 H 2 O 2 = 16 g de O/1 g de H 2 Esto nos indica que la proporción es de 1 unidad de masa de oxígeno en el H 2 O, por 2 unidades de masa de oxígeno en el H 2 O 2. Podemos demostrar esta ley también, por medio del siguiente cuadro que muestra la relación en masa de los átomos que forman los óxidos de nitrógeno. Masa atómica del N = 14 Masa atómica del O = 16 Para obtener la proporción en masa (masa relativa) debemos dividir la masa de cada elemento entre la masa más pequeña, con ello tendremos fija la cantidad de un elemento. Fórmula No.de Átomos de N No de átomos de O Masa total de N Masa total de O Proporción en masa N : O a) N 2 O : 4 b) N 2 O : 8 c) N 2 O : 20 a) N = 28/16 = 1.75 O = 16/16 = 1 como obtuvimos una fracción procedemos a multiplicarla por un número que nos de un entero, en este caso es 4. Dando como resultado 7:4

32 b) N = 28/28 = 1 O = 48/28 = 1.71 como obtuvimos una fracción procedemos a multiplicarla por un número que nos de un entero, en este caso es 7. Siendo la relación 7: 8. c) N = 28/28 = 1 O = 80/28 = 2.85 como obtuvimos una fracción procedemos a multiplicarla por un número que nos de un entero, en este caso es 7. Siendo la relación 7 : LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS O LEY DE RICHTER- WENZEL. Cuando dos elementos A y B se combinana separadamente con un peso fijo de un tercer elemento C, los pesos relativos con los cuales Ay B se combinana entre sí, son los mismos con los que se conbinaron con C, o bien múltiplos o sulmúltipols. También se define: cuando 2 elementos se combinan por separado con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que se combinan entre sí. Para explicar esta ley, retomaremos el ejercicio del agua H 2 O donde el hidrógeno y oxígeno se combinan en una relación 1: 8; si el mismo peso de oxígeno (16g) se combinan con Br para formar Br 2 O, se requieren 159.8g de bromo; o bien en una relación más simple 8g de oxígeno se combinan con 79.9g de bromo. Masa atómica del Hidrógeno = 1 Masa atómica del Oxígeno = 16 H = 2/1 = 2 O = 16/1 = 16 Relación H: O 2: 16 = 1 : 8 Masa atómica del Bromo = 79.9g Cuando el bromo y el hidrógeno se combinan y forman HBr, 1g de hidrógeno se combina con 79.9g de bromo, ó 2g de hidrógeno por 159.8g de bromo

33 Br 2 O = 16g de oxígeno por de Br. = 8g de oxígeno por 79.9g de Br HBr = 1g de hidrógeno por 79.9g de Br =2g de hidrógeno por 159.8g de Br La ley se cumple debido a que la relación que guardan el hidrógeno y el oxígeno es la misma LEY DE LAS COMBINACIONES GASEOSAS. Esta ley establece que la relación de los volúmenes de las sustancias que participan en una transformación química se expresa por medio de números enteros y sencillos. Por ejemplo, cuando se descompone el agua por electrólisis, independientemente de las condiciones en que se efectúe, se obtienen siempre los volúmenes de hidrógeno y oxígeno en relación 2:1. Así también cuando se sintetiza el SO 3 se combinan el azufre y el oxígeno en una relación de: un volumen de azufre por tres de oxígeno1:3

34 1.4 DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS. De manera general se reconocen tres clases de fórmulas químicas estas son: Fórmulas empíricas. Fórmulas moleculares. Fórmulas estructurales FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA. Especifica la relación más simple entre el número de átomos de los elementos que constituyen un compuesto. Para determinarla partimos de la composición porcentual de los elementos que forman un compuesto, por medio de los siguientes pasos: a) Se determina el número relativo de átomos presentes, dividiendo el porcentaje de cada elemento entre su peso atómico respectivo. También denominada relación átomo-gramo. Relación átomo gramo de A = % del elemento A Peso atómico del elemento A b) Se dividen todos los números obtenidos entre el menor de ellos (común denominador) para obtener números enteros. C) Si los valores obtenidos no son valores enteros, se multiplican los cocientes obtenidos por el mínimo común múltiplo. Los números que expresan esta relación de los elementos en el compuesto corresponden a los subíndices en la fórmula. Ejemplo 1: Un análisis cuantitativo de un compuesto determino que éste estaba formado por 20% de hidrógeno y 80% de carbono. Determina su fórmula mínima. Masas atómicas: C = 12 H = 1

35 a) C = 80% = 6.66 H = 20% = b) Se dividen los números obtenidos entre 6.66 C = 6.66 = 1 H = 20 = Fórmula mínima = CH 3 Ejemplo 2: Un análisis cuantitativo de dos compuestos diferentes formados por hidrógeno y oxígeno determinó que el primer compuesto estaba formado por 94.11% de oxígeno y 5.88 % de hidrógeno y el segundo contiene 88.88% de oxígeno y % de hidrógeno, determina la fórmula mínima de cada compuesto. Primer compuesto: O = 94.11% = 5.88 H = 5.88 % = Segundo compuesto: O = 88.88% = 5.5 H = 5.88 % = En el primer compuesto los dos resultados son iguales por ello la relación es 1:1. En el segundo compuesto el valor más pequeño es 5.5, por ello dividimos el 11.11/ 5.5, obteniendo la relación 1:2. Compuesto % O % H Relación Átomo-gramo O - H Relación de combinación O : H : 1 H 2 O : 2 H 2 O Fórmula mínima Ejemplo 3: Entre el fósforo y el oxígeno se formaron dos compuestos. Se encontró que 1.5g de un compuesto contenía.845g de fósforo, mientras que una muestra de 2.5g del otro; contenía 1.09g de fósforo. Determine la fórmula mínima de los dos compuestos. Primer compuesto: masa total = 1.5g masa del P =.845g masa del O = X Por diferencia de la masa total y la del P encontramos la masa del O.

36 =.655g de O Ahora calculamos el porcentaje de composición. P =. 845 x 100 = 56.33% O =.655 x 100 = 43.66% Procedemos a calcular la relación átomo gramo. P = 56.33% = 1.8 O = 43.66% = Dividimos ahora los dos resultados entre 1.8 por ser el valor más pequeño. P = 1.8 = 1 O = 2.7 = 1.5 se multiplican por Fórmula mínima del primer compuesto: P 2 O 3 Segundo compuesto: Masa total de la muestra = 2.5g masa del P = 1.09 masa del O = X Por diferencia de la masa total y la del P encontramos la masa del O = 1.41g de O Ahora calculamos el porcentaje de composición. P = 1.09 x 100 = 43.6% O = 1.41 x 100 = 56.4% Procedemos a calcular la relación átomo gramo. P = 43.6% = 1.4 O = 56.4% = Dividimos ahora los dos resultados entre 1.4 por ser el valor más pequeño. P = 1.4 = 1 O = 3.5 = 2.5 se multiplican por Fórmula mínima del segundo compuesto: P 2 O 5 Nota: La fórmula mínima de un compuesto, no expresa siempre el número real de átomos de cada elemento presentes en la molécuá

37 1.4.2 FÓRMULA MOLECULAR. Representa el número real de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Puede ser un múltiplo de la fórmula mínima. Para calcular la fórmula molecular cuando se conoce la fórmula mínima se emplean los siguientes pasos: a) Se suman los pesos atómicos del número total de los elementos que se encuentran en la fórmula mínima. b) Se divide el peso molecular entre el peso fórmula. Relación = Peso molecular Peso fórmula c) Se multiplican los subíndices por el cociente de la división. Si el cociente no es un número entero, se realizan los ajustes necesarios, por medio de redondeo. Ejemplo 1: Un compuesto con fórmula mínima NaCO 2, tiene un peso fórmula de 134, calcule su fórmula molecular. Masas atómicas: Na = 23 C = 12 O = 16 a) Suma de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula mínima. Na = 23 x 1 = 23 C = 12 x 1 = 12 O = 16 x 2 = b) Se divide el peso molecular entre el peso fórmula. 134 = 2 67 c) Multiplicamos los subíndices por el resultado obtenido en el paso anterior. Fórmula molecular = Na 2 C 2 O 4

38 Cuando conocemos la composición porcentual de un compuesto y la masa molecular del mismo, primero determinamos la fórmula mínima y luego la molecular. Ejemplo 2: Determinar la fórmula molecular de un compuesto que esta formado por 30.43% de N y 69.57% de O y su masa molecular es igual a 92g. Rel. Átomo-gramo: N = 30.43% = 2.17 O = 69.57% = Ahora dividimos los cocientes entre el más pequeño. N = 2.17 = 1 O = 4.35 = Obtenemos así la fórmula mínima: NO 2 Posteriormente sumamos los pesos atómicos de los elementos de la fórmula mínima. N = 14 x 1 = 14 O = 16 x 2 = Dividimos la peso molecular entre el peso fórmula. 92 = 2 46 Por último multiplicamos los subíndices por 2. La fórmula molecular es: N 2 O 4

39 1.5 RAZONES ESTEQUIOMÉTRICAS Al cociente entre dos coeficientes estequiométricos se le denomina razón estequiométrica, y es un parámetro constante y universal para cada par de participantes en una reacción 5. Ejemplo: 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (g) es: En esta reacción la razón estequiométrica entre el oxígeno y el hidrógeno H 2 = 2 mol H 2 O 2 1 mol 0 2 La razón indica que se requieren dos mol de hidrógeno por uno de oxígeno para poder reaccionar. Se usan los coeficientes para definir la relación molar. Algunas otras razones Estequiométricas que podemos tener son: O 2 = 1 mol O 2 = 32 g H 2 O 2 mol H 2 O 36 g Los cálculos estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de producto. La expresión cantidad estequiométrica indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química. Para poder realizar los cálculos estequiométricos debemoas: a) Escribir correctamente la ecuación química. b) Balancear la ecuación. c) Examinar las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada, es decir; se identifican las sustancias que intervienen en el problema.

40 d) Establecer las razones molares de la reacción o razones esteoquimétricas. Éstas representan el cociente del número de moles de dos especies químicas. e) Efectuar las operaciones correspondientes y obtener resultados. Nota: La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación ajustada nos da el factor químico de conversión Los cáculos estequiométricos pueden ser: Masa-masa Masa-mol Masa-volumen Mol-mol Mol-volumen Volumen-volumen RELACIONES MASA-MASA. En esta primera aplicación la cantidad de sustancia que se conoce y la que se busca están en unidades de masa. Ejemplo1: Qué masa de dióxido de carbono se produce en la combustión completa de 100g de pentano, C 5 H 12? 1. En caso de que no se tenga la ecuación química establecerla en base al problema, identificando cuales son los reactivos y cuales los productos. C 5 H 12 + O 2 CO 2 + H 2 O En una reacción química de combustión se requiere oxígeno y lo que se produce teóricamente es bióxido de carbono y agua. 2. Verificar si la reacción se encuentra balanceada, si no proceder a balancearla. C 5 H O 2 5 CO 2 + 6H 2 O 3. Establecer la relación masa-masa de la sustancia inicial(100g de pentanol) y de la que se pide (gramos de bióxido de carbono). Calcular la masa molecular de los compuestos que intervienen. 100g Xg C 5 H O 2 5CO 2 + 6H 2 O 72g 220g

41 4. Establecer la razón estequiométrica y efectuar las operaciones para obtener el resultado. 100 g C 5 H g CO 2 = g CO 2 72 g C 5 H 12 Ejemplo 2: Cuantos gramos de zinc se requieren para producir 45 g de nitrato de zinc según la siguiente ecuación? Zn (s) + HNO 3(ac) Zn(NO 3 ) 2(ac) + N 2 O (g) + H 2 O Se balancea la ecuación 4Zn (s) + 10HNO 3(ac) 4Zn(NO 3 ) 2(ac) + N 2 O (g) + 5H 2 O Establecer la relación masa-masa de la sustancia inicial y la que se pide. Calcular la masa molecular de las sustancias que intervienen en el problema. Xg 45g 4 Zn (s) + 10 HNO 3(ac) 4Zn(NO 3 ) 2(ac) + N 2 O (g) + 5H 2 O 260 g 756 g Se establece la razón estequiométrica y se efectúan las operaciones. 45 g Zn (NO 3 ) 2(ac) 260g Zn =15.48 g Zn 756 g Zn (NO 3 ) 2(ac) RELACIONES MASA-MOL. En estos problemas una de las sustancias que participa se expresa en gramos y la otra en mol. Ejemplo: 1 Cuántos gramos de hidrógeno se puede producir cuando reaccionan 6 mol de ácido clorhídrico con aluminio? Al (s) + HC l (ac) AlCl 3(ac) + H 2(g)

42 Se balancea la ecuación: Al (s) + 3HC l (ac) AlCl 3(ac) + 1.5H 2(g) Se establece la relación masa mol. 6mol Xg Al (s) + 3HCl (ac) AlCl 3 (ac) + 1.5H 2(g) 3mol 3g Se establece la razón estequiométrica y se efectúan las operaciones 6mol HCl x 3g H 2 6g H 2 3mol HCl Ejemplo 2: Se desean obtener 150g de Hidróxido de sodio mediante la siguiente reacción. Na 2 CO 3 + Ba (OH) 2 NaOH + BaCO 3 Calcule el número de mol de Na 2 CO 3 requeridos. Se balancea la ecuación. Na 2 CO 3 + Ba (OH) 2 2NaOH + BaCO 3 Se establece la relación masa mol. Xmol 150g Na 2 CO 3 + Ba (OH) 2 2NaOH + BaCO 3 1mol 2(40)=80g 1mol 80g x 150g = moles Na2CO RELACIÓN MOL-MOL. La cantidad de sustancia inicial se da en moles y la cantidad de sustancia se pide en moles.

43 Ejemplo 1: Cuántas moles de oxígeno se necesitan para reaccionar completamente con 6 moles de hexano C 6 H 14? Escribir la ecuación de la reacción: C 6 H 14 + O 2 CO 2 + H 2 O Balancearla 2C 6 H O 2 12 CO H 2 O Escribir la relación en moles debajo de la ecuación. 6mol Xmol 2C 6 H O 2 12 CO H 2 O 2 mol 19 mol La razón estequiométrica es: 6 mol C 6 H 14 x 19 mol O 2 57 mol de O 2 2 mol C 6 H RELACIÓN MASA-VOLUMEN. En muchas reacciones, los reactivos y/o los productos son gases y estos gases se miden generalmente en volumen. En estos problemas se sigue el mismo procedimiento que en los anteriores, solo que se debe considerar que 1 mol de cualquier gas a condiciones Estándares de Temperatura y Presión (NTP) ocupará un volumen de 22.4 litros. Se sabe que a condiciones diferentes de temperatura y presión el volumen se obtiene con la ecuación PV = nrt. Condiciones NTP se refieren a presión = 1 atm y temperatura = 0ºC Ejemplo 1: Qué volumen de CO 2 se obtiene en condiciones NTP en la combustión total de 50 gr de metano? Se establece la ecuación que representa a la reacción del problema: CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O

44 Balancear la ecuación: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Se establece la razón estequiométrica: 50g X CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O 16 g 22.4lt 50 gr de CH 4 x 22.4 lt CO 2 = 70 lt CO 2 16 gr CH RELACIÓN VOLUMEN-VOLUMEN Para gases reaccionantes a temperatura y presión constante: las relaciones de volumen a volumen son iguales que las relaciones de mol a mol. Ejemplo 1: Qué volumen de oxígeno en condiciones ETP reaccionan con 150 L de hidrógeno para formar vapor de agua? 150 L X 2H 2 (g) + O 2(g) 2H 2 O (g) 2 mol 1 mol 2 (22.41 L) 22.4 L 2 volumenes 1 volumen Por cada dos volúmenes de H 2 que reaccionan, reacciona un volumen de O 2 : 150 L H 2 x 1 volumen de O 2 = 75 L de O 2 2 volúmenes de H 2 Ejemplo 2: Qué volumen de CO 2, en condiciones ETP, pueden obtenerse por la combustión de 40 lt de eteno? Se establece la ecuación que representa a la reacción del problema: C 2 H 4(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (l)

45 Balancear la ecuación: 40 L X C 2 H 4(g) 22.4 lt + 3O 2(g) 2CO 2(g) + 2 (22.4 lt) 2H 2 O (l) Se establece la razón estequiométrica: 40 lt C 2 H 4 x 44.8 lt CO 2 = 80 lt CO lt C 2 H REACTIVO LIMITANTE. En una reacción química el número de moles de los productos depende del número de moles del reactante que se encuentra en menor cantidad. Este reactante se denomina reactivo limitante. El reactivo en exceso no se consume totalmente. Cuando uno de los reactantes es impuro, es necesario conocer su grado de pureza para poder determinar el número de moles que participan realmente en la reacción. Para determinar cual es el reactivo limitante se emplean los siguientes pasos: a) Balancear la ecuación y n b) Calcular el número de moles presentes de cada reactivo, Α Β n Α n c) Determinar la relación. Β d) Comparar con la relación estequiométrica. S ( Α Β) Ejemplo: Si reaccionan 18g de aluminio con 120g de ácido clorhídrico, produciendo cloruro de aluminio: Determine Cuál es el reactivo limitante? a) Balancear la ecuación n 2 Al + 6 HCl 2 AlCl + H 3 3 2

46 b) Masa molecular HCl = (1x1) + (1x35.5) = 36.5 AlCl 3 = (1x27) + (3x35.5) = Número de moles de los reactantes Al = 18/27 = 0.66 moles HCl = 120g/36.5 = 3.28 c) De acuerdo a la ecuación balanceada, para 2 moles de Aluminio se necesitan 6 moles de HCl para obtener 2 moles de AlCl 3. Si se tienen 0.66 moles de Al se necesitan: = 1.98 moles de HCl para obtener = 0.66 moles de AlCl ; 3 Como disponemos de 0.66 moles de Al y de 3.28 moles de HCl, el reactivo limitante es el Al y el que se encuentra en exceso es el HCl. Nota: Existen otros procedimientos para determinar el reactivo limitante. Por ejemplo podemos obtenerlo empleando los siguientes pasos: 1. Se calculan los moles de cada reactivo. 2. Se calculan los moles de producto que se pueden obtener a partir de cada reactivo. Ejemplo: Una muestra de 25g de carbonato de calcio reacciona con 35g de ácido fosfórico, produciendo fosfato de calcio, bióxido de carbono y agua. Determina el reactivo limitante. 3 CaCO3 + 2H 3PO4 Ca3 ( PO4 ) 2 + 3CO2 + 3H 2O Primer paso. CaCO3 masa molecular = 101 uma 25 g 101 =. 247 mol H masa molecular = 98uma 35 g 98 =. 35 mol 3 PO 4

47 Segundo paso. Para este paso debemos considerar el producto del cual hay menos moles, en esta ecuación es el Ca 3 (PO 3 ) 4. 1 mol Ca ( PO ). 247mol CaCO = PO molca3( 4 ) 2 3 mol de CaCO3 1 mol Ca ( PO ). 35mol H = PO PO mol Ca3( 4 ) 2 2 mol de H 3PO4 El reactivo limitante será entonces el CaCO 3, porque es el que produce menor cantidad de producto.

48 NOTAS

49 RESUMEN En esta unidad analizamos la oxidación y la reducción, como los procesos por medio de los cuales se transfieren electrones; encontrando que en la mayoría de las reacciones existe dicho fenómeno. Cuando un átomo gana electrones se reduce y su número de oxidación disminuye (agente oxidante), por el contrario cuando pierde electrones se oxida (agente reductor) y adquiere un número de oxidación mayor. Aprendimos a balancear por el método de tanteo, para ello debes recordar las reglas empleadas para asignar el número de oxidación de los elementos que forman una sustancia y reconocer al elemento que se oxida y al que se reduce, en la reacción química. También comprendimos la importancia de la estequiometría como la rama de la química que se encarga del análisis cuantitativo de los procesos químicos. Así como de las leyes ponderales que los rigen, entre las cuales tenemos la ley de proporciones definidas, la ley de proporcione múltiples y la ley de proporciones recíprocas. Otro punto abordado fue el establecer adecuadamente las razones Estequiométricas: masa-masa, masa-mol, masa volumen, mol-volumen, mol-mol, y volumen-volumen. Para resolver estas razones estquiométricas primero debemos balancear la ecuación, posteriormente identificamos a las sustancias que intervienen en el problema, establecer las relaciones molares y efectuar operaciones. Esta unidad te va a servir de base para poder comprender adecuadamente las siguientes unidades que conforman este curso.